Todo obstáculo cede al esfuerzo persistente, predeterminado. Leonardo Da Vinci.

Práctica: Descomponer la molécula del agua mediante el proceso de la electrólisis. Marco de referencia. En los procesos electroquímicos, tanto electrolíticos como galvánicos, intervienen variables eléctricas como: la cantidad de electricidad, la intensidad de la corriente eléctrica, el potencial de la corriente, la resistencia y la potencia eléctrica, entre otras. Un coulomb (C, unidad práctica de carga, Q) es la cantidad de electricidad que pasa a través de una sección transversal determinada de un conductor en un segundo, cuando la corriente es de un ampere en un circuito eléctrico. Coulomb = (amperes)(segundos). 1 C = (1A)(1s). Un faraday es la unidad de capacidad eléctrica y se define como la cantidad de carga eléctrica asociada a un equivalente-gramo de sustancia en un proceso electroquímico. Es igual a la carga de 96,487 (96 500 ) coulombs. 1 faraday = 96 500 C. Un ampere (A) es la unidad de intensidad de corriente eléctrica (I), y es igual a un coulomb/segundo. 1 ampere = 1 coulomb/segundo. 1 A = 1C/s. Intensidad de corriente eléctrica = (Carga eléctrica)/(tiempo), I = Q/t. Por lo tanto: Q = (I)(t). Ley de Ohm. Intensidad de corriente eléctrica = Diferencia de potencial/Resistencia. Amperes = Volts/Ohms. Diferencia de potencial = (Corriente eléctrica)(Resistencia). V = IR. El ohm () es la unidad de resistencia eléctrica (R). Se puede expresar en función de la resistividad o resistencia específica mediante la ecuación: Resistencia = (Resistencia específica)(Longitud)/Área. Ohms = (Re)(cm)/(cm2). El volt (V) es la unidad de diferencia de potencial y se define como la fuerza electromotriz necesaria para que una corriente eléctrica de un ampere a través de una resistencia de un ohm. El watt (W) es la unidad de potencia eléctrica y es igual a la variación de del trabajo por unidad de tiempo. Watt = Joule/segundo. También se define como el producto de la fuerza electromotriz en volts por la corriente eléctrica en amperes. Potencia = (Intensidad de corriente eléctrica)(Diferencia de potencial). Watts = (Amperes)(Volts). W = (I)(V). El joule es la energía producida en un segundo por una corriente eléctrica de potencia igual a un watt. Trabajo = (Potencia)(tiempo). joule = (watt)(segundo) = (watt)(coulomb). La energía eléctrica se puede convertir en calor. 1cal = 4.184 joules.

Los procesos electroquímicos tienen gran importancia en la industria automotriz, electrónica y radiocomunicaciones. Por ejemplo, acumuladores de plomo, pilas secas y celdas de combustión. La electroquímica ha contribuido en la producción de equipo para análisis de contaminantes y en investigación biomédica. La electroquímica estudia la conversión de la energía eléctrica en energía química en las celdas electrolíticas, y la conversión de la energía química en energía eléctrica en las pilas galvánicas o voltaicas. En una celda electrolítica se produce el proceso llamado electrólisis, en que la electricidad a través de una solución suministra energía suficiente para producir una reacción química de oxidación-reducción no espontánea. Una celda galvánica es una fuente de electricidad, que resulta de la reacción química espontánea de oxidación-reducción que ocurre en una solución. En las celdas de combustión, la energía producida se transforma en electricidad y tienen gran uso en cohetes espaciales. La conducción metálica es resultado del movimiento relativamente libre de sus electrones a través de toda la red cristalina. Se dice que una sustancia es conductora de la electricidad cuando permite que dentro de ella las cargas eléctricas se muevan de un punto a otro completando un circuito eléctrico. Un electrolito puede conducir la electricidad, sin embargo, no tiene electrones “libres” para conducirla. Entonces ¿Cómo conduce la electricidad un electrolito? Lo hacen a través de los iones que se producen al formarse una solución o fundir una sal. Para determinar si una solución es o no conductora de la electricidad se utiliza un circuito eléctrico con un foco (Aparato de conductividad). Cuando los dos electrodos están conectados a una fuente de electricidad se sumergen a una solución, el filamento se enciende con intensidad en un electrolito fuerte, con poca intensidad en un electrolito débil y no encenderá en un no-electrolito.

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Si la fuente de electricidad para los dos electrodos es una corriente directa, entonces cada ión en el líquido es atraído por el electrodo de carga opuesta. Por lo tanto, al aplicar un voltaje, los iones positivos emigran hacia el electrodo negativo y los iones de carga negativa emigran hacia el electrodo positivo. A este proceso se le llama conducción electrolítica. Cuando se ponen en contacto los iones de una solución con los electrodos se producen varias reacciones químicas. En el electrodo positivo (hay deficiencia de electrones) los iones negativos depositan electrones por lo que se oxidan. En el electrodo negativo (tiene exceso de electrones) los iones positivos ganan electrones y se reducen. Por lo tanto, durante la conducción electrolítica se produce una reacción química de oxidación en el electrodo positivo y una reacción química de reducción en

el electrodo negativo. El electrolito continuará produciendo electricidad mientras ocurran reacciones de oxidación-reducción en los electrodos. Los electrones que son depositados durante la reacción química de oxidación son extraídos del electrodo por la fuente de voltaje y son transferidos al electrodo negativo. De esta manera, los electrones fluyen a través del alambre exterior y los iones fluyen a través de la solución. Tanto el movimiento iónico como las reacciones químicas en los electrodos, tienen que producirse de manera que se mantenga la neutralidad eléctrica. Esto significa que en cualquier parte de la solución, siempre que un ión negativo se aleje, también un ión positivo tiene que salir, o inmediatamente otro ión negativo tiene que tomar su lugar. Así, en cualquier región de la solución está eléctricamente neutra en todo momento. Durante las reacciones químicas en los electrodos, se asegura la neutralidad eléctrica al haber igual número de electrones depositados y recobrados. Por ejemplo, siempre que se deposita un electrón en el electrodo positivo, simultáneamente se recobra un electrón en el electrodo negativo. La reacción química de reducción siempre ocurre en el cátodo (electrodo negativo) y la oxidación siempre ocurre en el ánodo (electrodo positivo). Leyes de Faraday del proceso de la electrólisis. Establecen relaciones cuantitativas entre la cantidad de corriente eléctrica que pasa a través de una solución iónica y la cantidad del cambio químico que produce. 1. La cantidad de cualquier sustancia liberada o depositada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad (C) que pasa a través del electrolito. 2. Las masas de diferentes sustancias liberadas o depositadas en cada electrodo por la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a los pesos equivalentes de las sustancias. En la electrólisis se produce una reacción química de oxidación en el ánodo que proporciona los electrones que salen de éste hacia el cátodo, mientras que en el cátodo se produce una reacción química de reducción para eliminar los electrones que fluyen hacia él del ánodo. Los electrones se descargan a la misma velocidad con la que se producen en el ánodo.

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El número de equivalentes-gramo de reacción en el electrodo es proporcional a la carga transportada y tiene que ser igual al número de moles de electrones transportados en el circuito eléctrico. La electrólisis del agua es un poco complicado debido al a capacidad que tiene tanto para oxidarse como para reducirse. Por lo tanto, en las soluciones acuosas se debe tener en cuenta la posible oxidación y reducción del solvente (óxido de hidrógeno) además de la posible oxidación y reducción del los iones del soluto. Cátodo (–). Reacción química de reducción: 2 H2O(l) + 2e–  H2(g) + 2OH–(ac) En soluciones ácidas puede ocurrir la reducción del H+, de acuerdo a la ecuación química: 2H+ + 2e–  H2(g). Ánodo (+). Reacción química de oxidación: 2H2O(l)  O2(g) + 4H+(ac)) + 4e– . Aplicaciones de la electrólisis: Producción de sodio puro por la electrólisis del cloruro de sodio fundido. Producción comercial de metales como: aluminio, magnesio y cobre. Objetivo. El alumno aprenderá a: - Separa la molécula de agua en sus componentes mediante el proceso de la electrólisis utilizando un electrolito y el voltámetro (aparato) de Hoffmann. - Realizar el proceso de la electrólisis del agua. - Diferenciar entre una mezcla y un compuesto. Problema. Hipótesis. Material y sustancias. Aparato de Hoffmann, batería de 9 V y solución acuosa 1M de sulfato de sodio (electrolito). Procedimiento. Montar el aparato (voltámetro) de Hoffmann cuidando de llenarle los dos ramales con el electrolito, conectar la batería de 9 o 12 V.

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Observaciones. Anotar lo que ocurre en cada electrodo y explica a qué se debe lo ocurrido.

Resultados. (Datos y ecuación que ocurre en el ánodo y en el cátodo) Datos: VH2 = X mL (¿en qué electrodo se obtiene?). VO2 = Y mL (¿en qué electrodo se obtiene?). Conclusiones.

Contesta el cuestionario. 1. Define electrolito y escribe 2 ejemplos. 2. Escribe las características del electrodo positivo y del electrodo negativo. 3. Define el proceso de la electrólisis. 4. Escribe la ecuación de la reacción química que ocurre en el ánodo. 5. Escribe la ecuación de la reacción química que ocurre en el cátodo. 6. Escribe el nombre de la reacción química que ocurre en el ánodo. 7. Escribe el nombre de la reacción química que ocurre en el cátodo. 8. Escribe el nombre y símbolo del gas que se obtiene en el ánodo, y la proporción en que se obtuvo con relación al otro gas. 9. Escribe el nombre y el símbolo del gas que se obtuvo en el cátodo y la proporción en que se obtuvo con relación al otro gas. 10. Explica por qué el agua es una mezcla o un compuesto. 11. Escribe las dos leyes de Faraday de la electrólisis. 12. Escribe la ley de Ohm e indica el significado de cada término y las unidades en que se mide cada uno. 13. Define a un faraday e indica la equivalencia en coulombs. Bibliografía. - Brady James E. y Humiston Gerard E. (1988). Química Básica. Principios y estructuras. Editorial Limusa. México. - Garzón G. Guillermo. (1986). Fundamentos de Química General. Segunda edición. Con manual de laboratorio. McGraw-Hill de México. México. - Moore-Stanitski-Wood-Kotz. (2000). El mundo de la Química. Conceptos y aplicaciones. Segunda edición. Addison Wesley Longman. México. - Ebbing Darrell D. y Gammon Steven D. (2010). Química general. Novena edición. Cengage Learning Editores. México. - Petrucci-Harwood-Herring. (2003). Química General. Octava edición. Pearson Educación. Madrid, España. Elaboró: Ramón Tamayo Ortega. Agosto de 2015.